Tema 6- Enlace químico en sistemas moleculares

Tema 6- Enlace químico en sistemas moleculares

Diagrama de energía frente a distancia interatómica 2

Enlace en moléculas Intramolecular: El enlace entre átomos en las moléculas es enlace covalente Intermolecular: -Puentes de H -Fuerzas de van der waals

Teorías mecano cuánticas de enlace covalente: (1) Orbitales Moleculares (2) Teoría del Enlace de valencia

Teoría de Orbitales Moleculares Si hay orbitales en los átomos, por qué no ha de haber orbitales en las moléculas? Para que haya orbitales en las moléculas es necesario construir funciones de onda monoelectrónicas para la moleculalas moléculas.

Teoría de Orbitales Moleculares Los orbitales moleculares se construyen mediante una combinación lineal de orbitales atómicos (Método CLOA). Todos los orbitales atómicos contribuyen al orbital molecular. [( cψ ) ( c ψ )...] átomoa Ψ = N + + OM 1 2 átomob

Moléculas diatómicas homonucleares

Diatómicas homo nucleares La combinación de orbitales 1s da dos mínimos en la energía: Un orbital σ 1s de enlace (menor energía que los 1s separados) Un orbital σ 1s de antienlace (mayor energía que los 1s separados)

Diatómicas homo nucleares

Diatómicas homo nucleares La combinación de orbitales 2s da dos mínimos en la energía: Un orbital σ 2s de enlace. Un orbital σ 2s de antienlace.

Diatómicas homo nucleares E

Diatómicas homo nucleares La combinación de orbitales 2p da: Un orbital σ 2p de enlace. Un orbital σ 2p de antienlace. Dos orbitales π 2p de enlace (π x, π y ). Dos orbitales π 2p de antienlace (π x, π y )

Diatómicas homo nucleares

E σ 1s <σ 1s <σ 2s <σ 2s <σ 2p <π 2px = π 2py <π 2px = π 2py <σ 2p Excepto para B, C y N: σ 1s <σ 1s <σ 2s < σ 2s <π 2px = π 2py <σ 2p <π 2px = π 2py <σ 2p

B, C y N

H 2 Configuración electrónica (σ 1s ) 2

H 2 Configuración electrónica (σ 1s ) 2

Orden de enlace Orden de enlace (o de unión) = (número de electrones en orbital de enlace - número de electrones en orbital de antienlace) / 2

H 2 OE = (2-0)/2 = 1 H H M = 2S + 1 = 2(0) + 1 = 1 Singulete

Propiedades magnéticas Si la molécula tiene electrones desapareados paramagnética. Si la molécula no tiene electrones desapareados diamagnética. H 2 es diamagnética.

H 2 + Configuración electrónica? (σ 1s ) 1 Orden de enlace? OE = (1-0)/2 = ½

He 2 Orden de enlace? OE = (2-2)/2 = 0 He 2 No existe

Teoría de enlace valencia Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger.

Molécula de Hidrógeno e 1 r 12 e 2 r A1 r A2 r B1 r B2 A B R AB

Teoría de enlace valencia

Molécula de Hidrógeno 2 A1 2 Vˆ e e e e e = - - - - + + r r r r r A2 2 B1 2 B2 2 AB e r 2 12

Molécula de Hidrógeno 1 A 2 B ψ 1 H 1 A H 2 B 2 A 1 B ψ 2 H 2 A H 1 B

Teoría de enlace valencia A Ψ = c c 1 1 = = N B ( c + c ) c 2 c 2 ψ ψ 1 1 2 2 = = 1 1 Ψ + Ψ A B A B A B

Enlaces σ y π La superposición puede ser de 2 tipos: σ o π. Los enlaces σ ocurren cuando los orbitales se superponen en los ejes de la molécula. Los enlaces π ocurren cuando los orbitales se superponen fuera de los ejes de la molécula.

Moléculas diatómicas heteronucleares Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. El enlace tiene un momento dipolar H. +. Cl: H δ+ :Cl: δ- μ =δd D=3,34 10-30 C.m (Debye)

Moléculas poliatómicas. Orbitales híbridos Los orbitales de valencia de los átomos que se acercan al átomo central para formar un enlace, perturban los orbitales de éste.

Orbitales híbridos La hibridación es la mezcla de orbitales atómicos que pertenecen a la capa de valencia para formar nuevos orbitales apropiados para la descripción cualitativa de las propiedades del enlace. Es parte integral de la TEV.

Hibridación sp El orbital sp es una combinación lineal de los orbitales de valencia s y p del átomo central: Ψ sp = N [ ( ) ( ) ] c Ψ + c Ψ s s AC p p AC

Hibridación sp Un orbital s y un orbital p dan 2 orbitales sp Geometría lineal. Moléculas del tipo AX 2, v.g. BeCl 2, BeF 2

BeF 2 4Be: 1s 2 2s 2 Los átomos de F que se acercan, hacen que el Berilio pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 1s 2 2s 1 2p 1 x Posteriormente 2s y 2p se hibridan: 1s 2 2s 1 2p 1 x 1s 2 (sp) 1 (sp) 1

BeF2

Hibridación sp 2 El orbital sp 2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x y p y del átomo central: Ψ sp = N [ ( ) ( ) ( ) ] c Ψ + c Ψ + c Ψ s s AC p x p x AC p y p y AC

Hibridación sp 2 Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp 2 Geometría triangular (trigonal). 120º

120º BCl 3

Hibridación sp 3 El orbital sp 3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x, p y y p z del átomo central: Ψ sp = N [ ( ) ( ) ( ) ( ) ] c Ψ + c Ψ + c Ψ + c Ψ s s AC p x p x AC p y p y AC p z p z AC

Hibridación 3 sp

CH4

Resumen Hibridación Geometría Ángulo sp Lineal 180º sp 2 Triangular 120º sp 3 Tetraédrica 109.5º

Bipirámide triangular sp 3 d

Octaédrica sp 3 d 2

NH 3 Ángulos de 109.5º?

H 2 O Ángulos de 109.5º?

Molécula de Agua 104.5º

Ángulos experimentales Metano H-C-H 109.5º Amoníaco H-N-H Agua H-O-H 107º 104.5º

Otras geometrías En la lineal no pasa nada. Triangular: Triangular Angular

Bipirámide triangular Sube y baja T Lineal

Octaedro Pirámide cuadrangular Cuadrado

Enlaces σ y π

Etano Enlace σ C-C

Etileno

Acetileno

Ejemplo Geometría molecular para el ión NO 3 - Hibridación sp2 57

Rotación de los enlaces Si hay un solo enlace, hay rotación de la molécula. Si hay doble o triple es muy dificil que rote o de plano no rota. > Doble > Triple

Momentos dipolares de moléculas poliatómicas. CO 2 BF 3 CH 4 H 2 O NH 3 59

Evaluación del modelo TEV No da: Propiedades ópticas Propiedades magnéticas Propiedades espectroscópicas

Tema Enlace (continua) Fuerzas intermoleculares

EL ENLACE DE HIDROGENO hielo agua

Enlace de hidrógeno

Ejemplos de Uniones Hidrogenos

Estructura secundaria de las proteínas Puentes de Hidrógeno intramoleculares

Water is a Unique Substance Maximum Density 4 0 C Density of Water Ice is less dense than water 11.3

Interacción ion dipolo

Interacción ion dipolo

Radios de iones hidratados

Disolución de una sal iónica

Interacciones con dipolos 1. Ion dipolo NH 3 + δ O δ+ NH el dipolo se orienta y se atrae con una energía: E = k q 1 ε μ r 2 9

INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO DIPOLO Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: δ + del átomo de una molécula con respecto a la carga δ del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo dipolo, sólo son efectivas a distancias muy cortas. Varían con la temperatura

Dipolo dipolo Orientación de moléculas polares en un sólido 11.2

INTERACCIONES DIPOLO DIPOLO δ + δ δ + δ I Cl.... I Cl δ + δ δ + δ Br F.... Br F

Ej interacción de cetonas

Interacciones dipolo en aminoácidos δ O δ+ δ N H δ+ NH 14

Dipolo dipolo inducido Los dipolos inducidos tienen carácter temporal

Polarizabilidad es la facilidad con la cual se puede distorsionar la distribución electrónica de un átomo neutro (ó molécula) Extensión en la que una nube electrónica puede ser distorsionada por una carga externa Polarización El proceso de inducir un dipolo en una molécula

Hay fuerzas de dispersión en todas las moléculas (incluyendo las polares) En general mayor número de electrones favorece la atracción intermolecular Cuánto mayor es el área de contacto, mayores son las fuerzas de London. Para moléculas grandes, las fuerzas de dispersión pueden superar las interacciones dipolo dipolo

F 2 vs. I 2 : Diferencias de Polarizabilidad

Dipolos Inducidos Dipolo inducido Dipolo inducido Dipolo inducido

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo: CO 2 ; N 2 ; O 2 ; H 2 ; SO 3 También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.

La forma general de una curva de energía potencial intermolecular (la gráfica de la energía potencial de dos especies de capa cerrada cuando se varía la separación, r, entre ellas). La interacción atractiva (en verde) tiene un alcance más largo, pero la interacción repulsiva (en rojo) se incrementa más rapidamente cuando las moléculas se ponen en contacto. Se muestra la energía potencial de interacción total en azul

Liquidos y fuerzas intermoleculares Viscosidad Medida de la resistencia de un líquido a fluir A mayor fuerza, mayor viscosidad 11.3